电解质溶液活度系数的测定

实验电解质溶液活度系数的测定

一、实验目的：

测定不同浓度盐酸溶液中的平均离子活度系数，并计算盐酸溶液中的活度。

二、实验原理：

将理想液态混合物中一组分B的化学势表示式中的摩尔分数x B代之以活度a B，即可表示真实液态混合物中组分B的化学势。

f B=a B/x B

f B为真实液态混合物中组分B的活度因子。真实溶液中溶质B，在温度T、压力

P下，溶质B的活度系数为：γB=a B/（b B/b0）

其中γB为活度因子（或称活度系数）。

电池：Ag,AgCl|HCl|玻璃|试液||KCl（饱和）|Hg2Cl2, Hg

Ψ膜ΨL(液接电势)

←—玻璃电极—→| |←—甘汞电极————→

Ψ玻璃=ΨAgCl/Ag + Ψ膜ΨL + ΨHg C l 2/Hg

上述电池的电动势：E=ΨHg2Cl 2/Hg +ΨL —Ψ玻璃（1）其中：Ψ膜=K+0.059lg a（K是玻璃膜电极外、内膜表面性质决定的常数）当实验温度为25°C时 E=ΨHg2Cl 2/Hg+ΨL—ΨAgCl/Ag—K—0.1183lg a

=ΨHg2Cl 2/Hg+ΨL—ΨAgCl/Ag—K—0.11831g a

=K`—0.11831g a

=K`—0.11831gγ±m±（2）

上式可改写为：E= K`—0.1183lgγ±—0.1183lg m±

即lgγ±=1/0.1183 （K`—E—0.1183g m±）（1）

根据得拜——休克尔极限公式，对1—1价型电解质的极稀溶液来说，活度系数有下述关系式

lgγ±=—A√m

所以 1/0.1183 （K`—E—0.1183gm±）=—A√m

或 E+0.1183lgm= K`+0.1183A√m

若将不同浓度的HCl溶液构成单液电池，并分别测出其相应的电动势E值，以E+0.1183gm 为纵坐标，以√m为横坐标作图，可得一曲线。将此曲线外推，即可求得K`。求得K`后，再将各不同浓度m时所测得的相应E值代入（2）式，就可计算出各种不同浓度下的平均离子活度系数γ±，同时根据a HCl= a H+ a Cl—= a±2=（γ±m±）2之关系，算出各溶液中HCl 相应的活度。

三、仪器药品：

离子活度计、干电池、移液管若干支

0.1mol/l盐酸溶液

四、实验步骤：

1、溶液的配制

分别配置0.005mol/l、0.01mol/l、0.02mol/l、0.005mol/l及0.1mol/l溶液50 ml

2、不同浓度的盐酸溶液的电动势的测定

测定不同浓度HCl溶液的E。

五、数据处理：

1、求E0

将不同浓度的HCl溶液分别测出其相应的电动势E值，以E+0.1183gm为纵坐标，以√m为横坐标作图，将此曲线外推，求K`

2、计算出各种不同浓度下的平均离子活度系数γ

3.根据公式γB=a B/（b B/b0）及a HCl= a H+ a Cl—= a±2=（γ±m±）2之关系，算出各溶液中HCl相应的活度。

六、思考讨论：

1、试述电动势法测定平均离子活度系数的基本原理。

2、当实验温度接近25摄氏度时，为何可用外推法来确定标准电动势？

第八章电解质溶液

第八章电解质溶液一、基本内容电解质溶液属第二类导体，它之所以能导电，是因为其中含有能导电的阴、阳离子。若通电于电解质溶液，则溶液中的阳离子向阴极移动，阴离子向阳极移动；同时在电极/溶液的界面上必然发生氧化或还原作用，即阳极上发生氧化作用，阴极上发生还原作用。法拉第定律表明，电极上起作用的物质的量与通入的电量成正比。若通电于几个串联的电解池，则各个电解池的每个电极上起作用的物质的量相同。电解质溶液的导电行为，可以用离子迁移速率、离子电迁移率(即淌度)、离子迁移数、电导、电导率、摩尔电导率和离子摩尔电导率等物理量来定量描述。在无限稀释的电解质溶液中，离子的移动遵循科尔劳乌施离子独立移动定律，该定律可用来求算无限稀释的电解质溶液的摩尔电导率。此外，在浓度极稀的强电解质溶液中，其摩尔电导率与浓度的平方根成线性关系，据此，可用外推法求算无限稀释时强电解质溶液的极限摩尔电导率。为了描述电解质溶液偏离理想稀溶液的行为，以及解决溶液中单个离子的性质无法用实验测定的困难，引入了离子强度、离子平均活度、离子平均质量摩尔浓度和平均活度因子等概念。对稀溶液，活度因子的值可以用德拜－休克尔极限定律进行理论计算，活度因子的实验值可以用下一章中的电动势法测得。二、重点与难点 1．法拉第定律：nzF Q =，式中法拉第常量F =96485 C·mol -1。若欲从含有M z +离子的溶液中沉积出M ，则当通过的电量为Q 时，可以沉积出的金属M 的物质的量n 为： F Q n Z += ，更多地将该式写作F Q n Z =，所沉积出的金属的质量为：M F Q m Z = ，式中M 为金属的摩尔质量。 2．离子B 的迁移数：B B B Q I t Q I ==，B B 1t =∑ 3．电导：l A κl A R G ρ=?== 11 (κ为电导率，单位：S·m -1) 电导池常数：cell l K A = 4．摩尔电导率：m m V c κ Λκ== (c ：电解质溶液的物质的量浓度, 单位：mol·m -3, m Λ的单位：2 -1 S m mol ??) 5．科尔劳乌施经验式：m m (1ΛΛ∞=-

实验九电导法测定弱电解质的解离平衡常数

实验十一电导率的测定及应用一实验目的 1. 测定KCl 水溶液的电导率,求算它的无限稀释摩尔电导率； 2. 用电导法测定醋酸在水溶液中的解离平衡常数； 3. 掌握DDS 一11A 型电导率仪的测量原理和使用方法；二实验原理 1. 电解质溶液的导电能力通常用电导G 来表示，它的单位是西门子(Siemens)，用符号S (西)表示。若将某.电解质溶液放入两平行电极之间，设电极间距为l ，电极面积为A ，则电导可表示为： G =к l A (11一1) (11一1)式中，к为该电解质溶液的电导率，单位为S ·m -1，它的数值与温度、溶液组成及电解质种类有关；l/A 称为电导池常数；它的单位为m -1。在讨论电解质溶液的导电能力时，常用摩尔电导率Λm 这个物理量，它与电导率к、溶液浓度c 之间的关系如下： Λm =к/c (11一2) 摩尔电导率的单位为S ·m 2·mol -1. 2. Λm 总是随溶液浓度的降低而增大。对强电解质稀溶液而言，其变化规律用科尔劳施(Kohlrausch)经验公式表示： c A m m -Λ=Λ∞ (11一3) (11一3)式中，Λ m ∞ 为无限稀释摩尔电导率。对特定的电解质和溶剂来说，在一定温度下， A 是一个常数。所以将Λ m 对c 作图得到的直线外推，可求得该强电解质溶液无限稀释摩尔电导率 Λm ∞ 。 3. 对弱电解质，其Λm ∞ 无法利用(11一3)式通过实验直接测定，而是根据离子独立运动定律，应用强电解质无限稀释摩尔电导率计算出弱电解质无限稀释摩尔电导率，也可以从正、负两种离子的无限稀释摩尔电导率加和求得： ∞ --∞++∞Λ+Λ=Λ,,m m m νν (11一4) (11一4)式中,∞+Λ,m ,∞ -Λ,m 分别表示正、负离子的无限稀释摩尔电导率。不同温度下醋酸溶液Λ m ∞ 见表11一1。表11一1不同温度下醋酸溶液的Λ m ∞

电解质--电导--离子强度

电解质基本要求： 1、了解迁移数的意义及其测量方法。 2、理解电导率、摩尔电导率的意义及它们与溶液浓度的关系。 3、掌握离子独立移动定律及电导测定的一些应用。 4、理解迁移数与摩尔电导率、离子迁移率之间的关系。 5、了解电解质溶液的离子平均活度、离子平均活度系数的概念、意义及其计算方法，掌握离子强度的计算。 6、了解强电解质溶液的德拜-休克尔离子互吸理论和德拜-休克尔-昂萨格电导理论，掌握离子氛、弛豫效应、电泳效应等概念，掌握德拜-休克尔极限公式的使用。教学重点：要求深刻理解与熟练掌握的重点内容有：1、电导、电导率、摩尔电导率的关系及电导测定的运用。2、电解质的平均活度和平均活度系数的意义及计算。要求一般理解与掌握的内容有：1、离子迁移数的定义、测定方法及计算。2、离子独立移动定律。3、离子强度。4、强电解质溶液的离子互吸理论。教学难点： 1、电解质的平均活度和平均活度系数的意义及计算。 2、离子迁移数的计算。

第七章电解质溶液本章内容：介绍电化学的基本概念和法拉第定律、离子的电迁移数、测定迁移数的常用方法；电导、电导率、摩尔电导率的意义；离子独立移动定律及电导测定的一些应用，强电解质溶液理论（主要是离子氛的概念），并会使用德拜-休克尔极限公式。 7.1 电化学的基本概念和法拉第定律一、基本概念 1. 导体: 能导电的物质称为导电体简称导体 (1) 第一类导体: 电子导体（如金属、石墨及某些金属的化合物等）。导电机理: 靠自由电子的定向运动而导电，在导电过程中本身可能发热，但不发生化学变化。特性: 随温度的升高，由于质点的热运动加剧，阻碍了自由电子的定向运动，因而电阻增大，导电能力降低。 (2) 第二类导体: 离子导体（如电解质溶液或熔融的电解质等）。导电机理: 靠离子的定向运动而导电，即依赖正、负两种离子各向反方向迁移以运输电量，当插入电解质溶液中的两电极间存在电位差时，正离子移向阴极，负离子移向阳极，同时在电极上有化学变化发生。特性: 温度升高时，由于溶液的粘度降低，离子运动速度加快，在水溶液中离子水化作用减弱等原因，导电能力增强。 2. 电池: 由第一类导体联结两个电极并使电流在两极间通过，构成外电路的装置叫做电池。 3. 电解池: 在外电路中并联一个有一定电压的外加电源，则将有电流从外加电源流入电池，迫使电池中发生化学变化，这种将电能转变为化学能的电池称为电解池 4. 原电池: 电池能自发地在两极上发生化学反应，并产生电流，此时化学能转化为电能，则该电池就称为原电池。 5. 正极和负极: 电势较高的极称为正极，电势较低的极称为负极。电流总是由正极流向负极，电子的流向与之相反。 6. 阳极和阴极: 发生氧化反应的电极称为阳极，发生还原反应的电极称为阴极。两种电化学装置的正、负极和阴、阳极之间的对应关系: 在电解池中，与外电源负极相接的电极接受电子，电势较低，发生还原反应，所以该电极是负极也是阴极；与外加电源正极相接的电极，电势较高，发生氧化反应，所以该电极是正极也是阳极。在原电池中，发生氧化反应的电极是阳极，同时它输出多余的电子，电势较低，所以该电极是阳极也是负极；发生还原反应的电极是阴极，它接受电子，电势较高，所以该电极是阴极也是正极。当电池中有电流通过时，第一类导体中的电子和第二类导体的离子在电场的作用下都作定向移动。第二类导体中电流的传导是通过离子的定向移动而完成的，阴

实验六：电导法测弱电解质HAc的电离平衡常数

实验六:电导法测弱电解质得电离平衡常数一、实验目得: 1、掌握惠斯登电桥法测定电导得原理。 2、学会实验测量得操作技术。 3、学会图解法求算解离度,了解电导测定得应用。二、实验原理: 电解质溶液得导电能力由电导G来量度,它就是电阻得倒数,即: 电导得单位就是“西门子”,符号为“S”,。将电解质溶液放入两平行电极之间,若两电极距离为l,电极面积为A,则溶液得电导为: 式中电导率,其物理意义就是l=1m,A=1m2时溶液得电导,其单位为S·m-1。定义电导池系数则通常将一个电导率已知得电解质溶液注入电导池中,测其电导,根据上式即可求出K cell。在研究电解质溶液得导电能力时,经常使用摩尔电导率,其定义为: 式中c为电解质溶液得浓度,得单位就是:S·m2·mol-1。对于弱电解质(例如醋酸)来说,由于其电导率很小,所以测得得溶液得电导率应包括水得电导率,即电解质溶液就是由正、负离子得迁移来传递电流得,在弱电解质溶液中,只有解离部分得离子才对电导有贡献,而在无限稀释得溶液中,电解质全部解离,其摩尔电导率就是正、负离子得极限摩尔电导率之与。即式中ν+,ν-分别为正、负离子得化学计量数,可查表得到。与得差别来自两个因素,一就是电解质得不完全电离,二就是离子间得相互作用。若溶液中离子浓度很低,彼此相隔较远,相互作用力可以忽略,则与之间得关系可表示为: (推导) 式中α为弱电解质得解离度。醋酸在水溶液中有下列平衡: 其解离平衡常数为

(推导) 将代入上式整理可得此式称为奥斯特瓦尔德(Ostwald)稀释定律。改写成线性方程为: 以对作图得一直线,斜率为,截距为,由此可求得与(推导) : 整理可得: 电解质溶液得电导通常利用惠斯登(Wheatston)电桥测量, 但测量时不能用直流电源,因直流电流通过溶液时,导致电化学反应发生,不但使电极附近溶液得浓度改变引起浓差极化, 还会改变两极得本质。因此必须采用较高频率得交流电,其频率通常选为1000Hz。另外,构成电导池得两极采用惰性铂电极,以免电极与溶液间发生化学反应。惠斯登电桥得线路如图8-1所示,其中S为交流信号发生器, R1、R2与R3就是三个可变交流变阻箱得阻值,R x为待测溶液得阻值,H为耳机(或示波器),C1为在R3上并联得可变电容器,以实现容抗平衡。测定时,调节R1、R2、R3与C1,使H中无电流通过,此时电桥达到了平衡。则有: 即 R x得倒数即为溶液得电导,即由于温度对溶液得电导有影响,因此实验应在恒温条件下进行。本实验通过测定0、02mol KCl溶液得电阻,求得电导池系数通过测定水、醋酸溶液得电导G,分别求出其电导率根据两式计算出各浓度醋酸溶液得,最后以三、仪器与药品交流信号发生器1台恒温槽1台(图) 示波器1台(图) 可变电阻箱1个(图) 电导电极1个(图) 电导池1个(图) 10mL移液管2支 0、02 mol·dm-3氯化钾溶液、0、1 mol·dm-3乙酸溶液、电导水

-实验_电导法测定乙酸电离平衡常数

实验六电导法测定乙酸电离平衡常数报告人：同组人：实验时间2010年06月12日一．实验目的： 1．掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及它们之间的相互关系。 3．掌握电导法测定弱电解质电离平衡常数的原理。二．实验原理： 1．电离平衡常数K c 的测定原理在弱电解质溶液中，只有已经电离的部分才能承担传递电量的任务。在无限稀释的溶液中可以认为弱电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为∞∧m ，可以用离子的极限摩尔电导率相加而得。而一定浓度下电解质的摩尔电导率∧m 与无限稀释的溶液的摩尔电导率∞∧m 是有区别的，这由两个因素造成，一是电解质的不完全离解，二是离子间存在相互作用力。二者之间有如下近似关系： ∞∧ ∧= m m α （1）式中为弱电解质的电离度。对AB 型弱电解质，如乙酸（即醋酸），在溶液中电离达到平衡时，其电离平衡常数K c 与浓度c 和电离度α的关系推导如下： CH 3COOH →CH 3COO － + H ＋起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c (1－α) c α c α 则 a ca K c -=12 （2）以式（1）代入上式得：) (Λm m 2ΛΛΛc K m m c -=∞∞ （3）因此，只要知道∧m ∞ 和∧m 就可以算得该浓度下醋酸的电离常数K c 。将式（2）整理后还可得：（4）由上式可知，m m 1/Λm 作图可得一条直线，由直线斜率可测出在一定浓度范围内c K 的平均值。 2．摩尔电导率∧m 的测定原理电导是电阻的倒数，用G 表示，单位S （西门子）。电导率则为电阻率的倒数，用k 表示，单位为G·m -1 。摩尔电导率的定义为：含有一摩尔电解质的溶液，全部置于相距为1m 的两个电极之间，这时所具有的电导称为摩尔电导率。摩尔电导率与电导率之间有如下的关系。 ∧m = κ/c （5）式中c 为溶液中物质的量浓度，单位为mol·m -3 。在电导池中，电导的大小与两极之间的距离l 成反比，与电极的面积A 成正比。 G = κA/ l （6）由（6）式可得 κ=K cell G （7）

电解质溶液电导测定

电解质溶液的电导一、实验目的 1．掌握电导率法测定弱酸标准电离平衡常数的原理和方法； 2．学会电导率仪的使用方法。 3．巩固电解质溶液电导的基本概念。二、实验原理电解质溶液的电导的测定，通常采用电导池，若电极的面积为A,两电极的间的距离为l,则溶液的电导L 为L = KA / l 式中K 称为电导率或比电导,为l=1m,A=1m2 时溶液的电导，K 的单位是S/m.电解质溶液的电导率与温度、溶液的浓度及离子的价数有关.为了比较不同电解质溶液的导电能力.通常采用涉及物质的量的摩尔电导率Λm 来衡量电解质溶液的导电能力.Λm=K/C 式中Λm 为摩尔电导率(Sm2 /mol) 注意,当浓度C 的单位是mol/L 表示时,则要换算成mol/m3，后再计算.因此,只要测定了溶液在浓度C 时的电导率K 之后,即可求得摩尔电导率Λm 。摩尔电导率随溶液的浓度而变,但其变化规律对强、弱电解质是不同的.对于强电解质的稀溶液有: 式中A 常数, 0,m Λ也是常数,是电解质溶液无限稀释时的摩尔电导,称为无限稀释摩尔电导。因此以Λm..和根号C 的关系作图得一直线,将直线外推至与纵轴相交,所得截距即为无限稀释 C A m m -Λ=Λ0,

时的摩尔电导0,m Λ.对于弱电解质,其0,m Λ值不能用外推法求得.但可用离子独立运动定律求得:0,m Λ=I0,++I0,-式中I0,+ 和I0,-分别是无限稀释时正、负离子的摩尔电导,其值可通过查表求得。根据电离学说,可以认为,弱电解质的电离度α等于在浓度时的摩尔电导Λ与溶液在无限稀释时的电导0,m Λ之比,即另外还可以求得AB 型弱电解质的Ka 的值，所以，通过实验测得α即可得a K 值。三、实验仪器与试剂仪器:电导仪，恒温槽，移液管，容量瓶；药品：0.1mol KCl 溶液，电导水。四、实验步骤 (1) 配制溶液。用0.10 mol·L-1的kcl 溶液分别配制0.05 mol·L-1、0.01 mol·L-1、0.005 mol·L-1、0.001 mol·L-1的kcl 溶液各100mL 。 (2) 将超级恒温槽与恒温电导池接通，调节恒温槽水温，使电导池中溶液的温度在（25.0±0.1）℃。 (3) 用蒸馏水淌洗电导池和电导电极三次（注意不要直接冲洗电极，以保护铂黑），再用新制电导水淌洗三次。 (4) Kcl 溶液的摩尔电导的测定将电极先用电导水荡洗并用滤纸吸干，然后用待测液冲洗数次后,测量其电导率，每组实验重复3次依次测以下溶液浓度的电导。五、实验注意事项 ααα-=ΛΛ=120 ,C K a m m

液相活度系数方程总结

液相活度系数方程总结 1、Wohl 模型 Wohl 模型是一个普通模型，可以概括Margules 方程（1895年）、Van Laar 方程（1910年）以及Scatchard-Hamer 方程（1953年）。 Whol 在1946年提出将超额自由焓E G 表示为有效容积分率的函数，并展开成为Mc Laurin 级数： +++=∑∑∑∑∑∑∑∑∑∑i j k l ijkl l k j i i j k ijk k j i i j ij j i i i i E a Z Z Z Z a Z Z Z a Z Z x q RT G （1-1）式中：i Z ——混合物中i 组分的有效容积分率：1=? = ∑∑i i i i i i i i Z x q x q Z ； i x ——i 组分的摩尔分数； i q ——i 组分的有效摩尔体积； ij a ——i-j 两组分之间的交互作用参数，称为二尾标交互作用参数； ijk a ——i-j-k 三组分之间的交互作用参数，称为三尾标交互作用参数； ijkl a ——i-j-k-l 四组分之间的交互作用参数，称为四尾标交互作用参数；略去四分子以上集团相互作用项，将式（1-1）用于二元系统时变为： () 1222 2111222112212211332a Z Z a Z Z a Z Z x q x q RT G E ++=+ （1-2）令： ()12212132a a q A += ()11212232a a q B += 代入上式，根据() j n p T i E i n RT nG ,,ln ? ?? ?????=γ将式（1-2）对i n 进行偏微分，经整理得： ??? ?? ????? ??-+=A q q B Z A Z 2112 2 12ln γ （1-3a ） ??? ?? ????? ??-+=B q q A Z B Z 1222122ln γ （1-3b ）式（1-3）中包括三个参数A 、B 与12q q ，其值必须用实验值来确定。 2、Scatchard-Hamer eq ．用纯组分的摩尔体积l V 1及l V 2代替有效摩尔体积1q 及2q ，则式（1-3a ）和式（1-3b ）就变为：

强电解质溶液的活度与活度系数

5.3 强电解质溶液的活度和活度系数 5.3.1 电解质溶液的活度和活度系数对于非理想溶液，其溶质的化学位可表示为： m a RT ln +=*μμ，m a m γ= m a — 活度（有效浓度） * μ — 标准状态时的化学位，即1a m =时的化学位。 m — 溶质的质量摩尔浓度 γ — 活度系数对于强电解质溶液，由于电解质在溶剂中解离为离子，故m a m γ=关系不适用于溶质的整体，但对离子本身仍然适用，即： +++γ=m a ，---γ=m a 设某电解质 -+ννA M 在溶液中电离： --++ννν+ν→-+z z A M A M 这时：+* +++=a RT ln μμ， -* --+=a RT ln μμ 而： --++*+=+=μνμνμμa RT ln 又： * --* ++* μν+μν=μ 故： -+ν -ν +?=a a a 因为溶液是电中性的，各种离子的γ、m 无法通过实验测定，而引出“平均离子活度”的概念。令： -+ν+ν=ν 定义：平均离子活度 ( )νν- ν+ ±-+?=1a a a 平均离子活度系数 ( ) ν ν- ν+±-+γ ?γ =γ1 平均离子浓度 ( ) ν ν- ν+ ±- +?=1m m m 又： m m ++ν=，m m --ν= 得： ① ±±±γ=m a ② ( )ν ν - ν+ν±- +ν?νγ=m a

表格1 298K 时一些1－1价型电解质溶液中TlCl 饱和溶液的±γ 5.3.2 离子强度由下表可知，当21m m +＜0.021 kg mol -?时，TlCl 的±γ只与（21m m +）有关而与外加电解质的种类无关。1921年，路易斯（Lewis ）等人在研究了大量不同离子价型电解质对活度系数的影响之后，总结出一个经验规律：在稀溶液中，电解质离子的平均活度系数±γ与溶液中总的离子浓度和电荷有关，而与离子的种类无关。总的离子浓度和电荷对±γ的影响可用公式描述： I z z A -+±-=γlg ——德拜-休克尔（Debye-H ückel ）极限公式 A 是一个只与温度和溶剂性质有关的常数，对于25℃的水溶液，A=0.509kg/mol ；+z 和-z 分别为正负离子的价数；I 为离子强度，它被定义为 ∑= i i i z m I 221 i m 和i z 分别为离子i 的质量摩尔浓度和价数。上述活度系数计算公式适用于I ＜0.01的稀溶液。对于离子强度更大的浓电解质溶液上述公式需要校正。 5.3.3 溶解度法测定溶液中电解质的±γ 设难溶盐-+ννA M 的饱和溶液存在着下面的平衡： ()s -+ννA M →--+++z z A M νν () () ()() ν ν ν ννγ?? ? ??===±±±-+- + m m a a a K sp

实验2 电导法测定弱电解质的电离常数

实验二电导法测定弱电解质的电离常数一、实验目的 1. 掌握电导测量的原理和方法。 2. 学会使用 DDS-11A 型电导率仪，测定弱电解质电离平衡常数的方法。二、实验原理 AB 型（如HAc ）弱电解质在溶液中的电离达到平衡时， HAc = H + + Ac - c(1-αc ) cαc cαc 其电离平衡常数（K c ）与浓度（c ）、电离度（αc ）之间有如下的关系： c c c c K αα-=12 (1) 在一定温度下K c 是常数，因此可以通过测定AB 型弱电解质在不同浓度时的αc ，代入上式就可以求出K c 。醋酸溶液的电离度可用电导法测定，溶液的电导用电导率仪测定。测定溶液的电导，要将被测溶液注入电导池中，如图1所示。图1 浸入式电导池若两电极间距离为l ，电极的面积为A ，则溶液电导G 为： G=К A/1

式中：К为电导率。电解质溶液的电导率不仅与温度有关，还与溶液的浓度有关。因此常用摩尔电导m λ来衡量电解质溶液的导电能力。m λ与К之间的关系为： m λ=10-3К/c 式中m λ的单位是S·m 2·mol -1，К的单位为S·m -1，c 的单位为mol·dm -3。对于弱电解质，电离度αc 等于浓度为c 时的摩尔电导(m λ)和溶液在无限稀释时的摩尔电导(∞ m λ )之比，即： ∞ =m m c λλα (2) 将式(2)代入式(1)： ) (2 m m m m c c c K λλλλ-=∞∞ c m κλ= ∞∞-?=m c m c K c K λκ λκ2 )( 以κ对 κ c 作图应为一直线，其斜率为2 )(∞m c K λ ，截距为)(∞ m c K λ ，根据斜率和截距可算出 K c 和 ∞m λ 。三、仪器及试剂仪器：恒温装置 1套，DDS-11A 型电导率仪，电导电极，移液管（25 ml 、5 ml 和 1 ml 各 1支），容量瓶（50 ml 5只），250 ml 烧杯1只，洗耳球1只。药品：0.0100 mol?dm -3 KCl 溶液（KCl 于110℃烘4h ），0.1000 mol?dm -3 HAc 溶液，电导水。

实验二电解质溶液电导率的测定及其应用

实验二电解质溶液电导率的测定及其应用一、目的 (1)通过测定弱电解质醋酸溶液的电导率，计算其解离度a 和标准解离常数K 。 (2)通过测定强电解质稀盐酸溶液的电导率，计算其无限稀释摩尔电导率m Λ∞ 。二、原理电解质溶液为第二类导体，它与通过电子运动而导电的第一类导体有所不同，是通过正、负离子在电场中的移动而导电的。电解质溶液的导电能力用电导 G 来衡量，电导 G 即溶液电阻 R 的倒数： G = 1/R (2.2.1) 电导的单位为西门子，简称西，用符号S 表示，1S=1Ω-1。在电解质溶液中，插入两个平行电极，电极间距离为l ，电极面积为A ，则： G = 1/R = κ A / l 或 κ = G l /A (2.2.2) 式中κ为电导率(即为电阻率ρ的倒数)，单位为 S·m -1。当电极的截面积 A =1m 2，距离 l =1m 时，测得的溶液电导即为电导率。实验时，所用的两个平行电极(通常为金属铂片)用塑料封装在一起，称为电导电极。电导电极的面积及电极间的距离均为常数，其比值 K cell =l /A (2.2.3) 称为电导池常数，单位为m -1。电导池常数K cell 不易直接精确测量，一般是通过测定已知电导率κ的标准溶液的电导G , 再利用式(2.2.4)进行计算。 κ = G K cell (2.2.4) 根据式(2.2.4)，使用同一个电导电极测量其它溶液的电导，便可确定它们的电导率，这就是电导仪或电导率仪的测量原理。实验时，应根据溶液电导率的测量精度和变化范围选择电导池常数不同的电导电极，同时选择不同浓度的KCl 标准溶液(见数据表4.21)标定电导池常数。当两电极间的溶液含有 1mol 电解质、电极间距 1m 时，溶液所具有的电导称摩尔电导率，记作Λm 。摩尔电导率Λm 与电导率 κ 之间的关系为： Λm = κ / c (2.2.5) 式中 c 为物质的量浓度，单位为 mol .m -3。显然，摩尔电导率的单位为S .m 2.mol -1。 Λm 的大小与浓度有关，但是其变化规律对于强、弱电解质是不同的。对于强电解质的稀溶液(如 HCl 、NaAc 等)： m m ΛΛ∞ =- (2.2.6) 式中m Λ∞ 为无限稀释的摩尔电导率；A 为常数。以m Λ作图，将其直线外推至 c =0 处，截距即为m Λ∞。对于弱电解质，式(2.2.6)不成立。若要求其m Λ∞ ，可用科尔劳施离子独立运动定律： m m,+m,-v v ΛΛΛ∞∞∞ +-=+ (2.2.7) 式中v +、v -分别为正、负离子的化学计量数；m,+Λ∞ 、m,-Λ∞分别为无限稀释时正、负离子的摩尔电导率。也就是说，在无限稀释的溶液中，离子彼此独立运动，互不影响，因而每种离子

电解质溶液习题及答案 ()

第七章（一）电解质溶液练习题一、判断题： 1．溶液是电中性的，正、负离子所带总电量相等，则正、负离子离子的迁移数也相等。2．离子迁移数与离子速率成正比，某正离子的运动速率一定时，其迁移数也一定。 3．离子的摩尔电导率与其价态有关系。 4．电解质溶液中各离子迁移数之和为1。 5．电解池通过l F电量时，可以使1mol物质电解。 6．因离子在电场作用下可以定向移动，所以测定电解质溶液的电导率时要用直流电桥。 7．无限稀电解质溶液的摩尔电导率可以看成是正、负离子无限稀摩尔电导率之和，这一规律只适用于强电解质。 8．电解质的无限稀摩尔电导率Λ∞ m可以由Λm作图外推到c1/2 = 0得到。下列关系式是否正确： (1) Λ∞,1＜Λ∞,2＜Λ∞,3＜Λ∞,4 （2）κ1＝κ2＝κ3＝κ4 (3)Λ∞,1＝Λ∞,2＝Λ∞,3＝Λ∞,4 (4)Λm,1＝Λm,2＝Λm,3＝Λm,4 10．德拜—休克尔公式适用于强电解质。 11．对于BaCl2溶液，以下等式成立： (1) a = γb/b0；(2) a = a+·a - ； (3) γ± = γ+·γ - 2； (4) b = b+·b-；(5) b±3 = b+·b-2； (6) b± = 4b3。12．若a(CaF2) = 0.5，则a(Ca2+) = 0.5 ，a(F－) = 1。二、单选题： 1．下列溶液中哪个溶液的摩尔电导最大：

(A) 0.1M KCl水溶液；(B) 0.001M HCl水溶液； (C) 0.001M KOH水溶液；(D) 0.001M KCl水溶液。 2．对于混合电解质溶液，下列表征导电性的量中哪个不具有加和性： (A) 电导；(B) 电导率； (C) 摩尔电导率；(D) 极限摩尔电导。 3．在一定温度和较小的浓度情况下，增大强电解质溶液的浓度，则溶液的电导率κ与摩尔电导Λm变化为： (A) κ增大，Λm增大；(B) κ增大，Λm减少； (C) κ减少，Λm增大；(D) κ减少，Λm减少。 4．在一定的温度下，当电解质溶液被冲稀时，其摩尔电导变化为： (A) 强电解质溶液与弱电解质溶液都增大； (B) 强电解质溶液与弱电解质溶液都减少； (C) 强电解质溶液增大，弱电解质溶液减少； (D) 强弱电解质溶液都不变。 5．分别将CuSO4、H2SO4、HCl、NaCl从0.1mol·dm－3降低到0.01mol·dm－3，则Λm变化最大的是： (A) CuSO4 ；(B) H2SO4 ； (C) NaCl ；(D) HCl 。 6．影响离子极限摩尔电导率λ∞ m的是：①浓度、②溶剂、③温度、④电极材料、 ⑤离子电荷。 (A) ①②③；(B) ②③④； (C) ③④⑤；(D) ②③⑤。 7．科尔劳施的电解质溶液经验公式Λ＝Λ∞－Ac1/2，这规律适用于： (A) 弱电解质溶液；(B) 强电解质稀溶液； (C) 无限稀溶液；(D) 浓度为1mol·dm－3的溶液。 8．已知298K，?CuSO4、CuCl2、NaCl的极限摩尔电导率Λ∞分别为a、b、c(单位为S·m2·mol－1)，那么Λ∞(Na2SO4)是： (A) c＋a－b；(B) 2a－b＋2c； (C) 2c－2a＋b； (D) 2a－b＋c。 9．已知298K时，(NH4)2SO4、NaOH、Na2SO4的Λ∝分别为3.064×10－2、2.451×10－2、 2.598×10－2 S·m2· mol－1，则NH4OH的Λ∝为：（单位S·m2·mol－1） (A) 1.474×10－2；(B) 2.684×10－2； (C) 2.949×10－2；(D) 5.428×10－2。 10．相同温度下，无限稀时HCl、KCl、CdCl2三种溶液，下列说法中不正确的是： (A) Cl－离子的淌度相同； (B) Cl－离子的迁移数都相同； (C) Cl－离子的摩尔电导率都相同；

活度系数计算

电解质溶液活度计算理论进展【摘要】：由于溶液大多数不是理想溶液，需要用活度来代替浓度。活度系数又是描述活度与浓度的差异程度，因此活度系数的计算对于反应过程相当的重要。近几年，随着活度系数理论模型的不断发展，活度系数的计算方法也在不断的提高、创新。本文在回顾电解质溶液热力学经典理论的基础上，对活度系数计算做了综述。【关键词】：活度系数活度模型热力学模型活度计算 Electrolyte solution activity in recent years, progress in computational theory Abstract：Solution is not ideal because most of the solution need to replace the concentration of activity. Activity coefficient is described differences in degree of activity and concentration, so the calculation of activity coefficients for the reaction process was very important. In recent years, with the activity coefficient of the continuous development of theoretical models, the calculation of activity coefficients are also constantly improving and innovation. In this paper, recalling the classical theory of thermodynamics of electrolyte solution, based on calculations made on the activity coefficient is reviewed. Keywords: Activity coefficient, Activity Model, Thermodynamic model, Activity calculation 1、活度与活度系数绝大多数的反应都有溶液（固溶体、冶金熔体及水溶液）参加，而这些溶液经常都不是理想溶液，在进行定量的热力学计算和分析，溶液中各组分的浓度必须代以活度。活度的概念首先由刘易斯(G.N.Lewis)于1907年提出，迅速被应用于电化学,以测定水溶液中电解质的活度系数。活度不能解决冶金熔体的结构问题。它能指出组分在真实溶液与理想溶液中热力学作用上的偏差，但不能提供造成偏差的原因。

电导法测定弱电解质的电离平衡常数及数据处理完整版

电导法测定弱电解质的电离平衡常数及数据处理 Document serial number【NL89WT-NY98YT-NC8CB-NNUUT-NUT108】

电导法测定醋酸电离常数一、实验目的 1.了解溶液电导、电导率和摩尔电导率的概念； 2.测量电解质溶液的摩尔电导率，并计算弱电解质溶液的电离常数。二、实验原理电解质溶液是靠正、负离子的迁移来传递电流。而弱电解质溶液中，只有已电离部分才能承担传递电量的任务。在无限稀释的溶液中可以认为电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为Λ∞m，而且可用离子极限摩尔电导率相加而得。一定浓度下的摩尔电导率Λm与无限稀释的溶液中摩尔电导率Λ∞m是有差别的。这由两个因素造成，一是电解质溶液的不完全离解，二是离子间存在着相互作用力。所以，Λm通常称为表观摩尔电导率。 Λ m /Λ∞m=α(U++ U-)/(U+∞+ U-∞) 若U+= U-，，U+∞=U-∞则 Λ m /Λ∞m=α 式中α为电离度。 AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时，电离平衡常数K a，起始浓度C0，电离度α有以下关系：+ + B- 起始浓度mol/L：C0 0 0 平衡浓度mol/L：C0·(1-α) αC0 αC0 K c =[c(A+)/c][c(B-)/c]/[c(AB)/c]=C0α2/(1-α)=C0Λm2/[cΛ∞m(Λ∞m- Λ m )] 根据离子独立定律，Λ∞m可以从离子的无限稀释的摩尔电导率计算出来。 Λ m 可以从电导率的测定求得，然后求出K a。 Λ m C /c =Λ∞m2K c/Λm-Λ∞m K c 通过Λm C0/c ~1/Λm作图，由直线斜率=Λ∞m2K c，可求出K c。三、仪器与试剂 DDS-11A(T)型电导率仪1台；恒温槽1套；L醋酸溶液。四、实验步骤

电导法测定弱电解质的电离平衡常数及数据处理

起始浓度mol/L ： C 0 0 0 平衡浓度mol/L ： C 0·(1-α) αC 0 αC 0 K c ?=[c (A +)/c ?][c (B -)/c ?]/[c (AB)/c ?]=C 0α2/(1-α)=C 0 Λ m 2/[c ?Λ ∞ m (Λ ∞ m -Λm )] 根据离子独立定律，Λ ∞ m 可以从离子的无限稀释的摩尔电导率计算出来。Λm 可以从电导率的测定求得，然后求出K a ?。 Λm C 0/c ? =Λ ∞ m 2K c ? /Λ m -Λ ∞ m K c ? 通过Λm C 0/c ? ~1/Λm 作图，由直线斜率=Λ∞ m 2K c ?，可求出K c ?。三、仪器与试剂 DDS-11A(T)型电导率仪1台；恒温槽1套；0.1000mol/L 醋酸溶液。四、实验步骤 1.调整恒温槽温度为25℃±0.3℃。 2.用洗净、烘干的义形管1支，加入20.00mL 的0.1000mol/L 醋酸溶液，测其电导率。 3.用吸取醋酸的移液管从电导池中吸出10.00mL 醋酸溶液弃去，用另一支移液管取10.00mL 电导水注入电导池，混合均匀，温度恒定后，测其电导率，如此操作，共稀释4次。 4.倒去醋酸溶液，洗净电导池，最后用电导水淋洗。注入20mL 电导水，测其电导率。五、实验注意事项 1.本实验配制溶液时，均需用电导水。 2.温度对电导有较大影响，所以整个实验必须在同一温度下进行。每次用电导水稀释溶液时，需温度相同。因此可以预先把电导水装入锥形瓶，置于恒温槽中恒温。六、数据记录及处理第一次实验：实验温度:25.2℃，电导池常数K (l/A):0.94 m -1，Λ ∞ m =390.72 s.cm 2/mol -1 表1 醋酸电离常数的测定

物理化学电解质溶液知识总结说课材料

第五章电解质溶液前言 1. 电化学在现代生活中应用十分广泛，主要工艺有电解和电镀 2. 导体可分为电子导体和离子导体，顾名思义电子导体是由电子承担导电作用，温度升高，电阻增大（如金属）。离子导体则刚好相反，且是由离子承担导电作用。第一节法拉第定律一：法拉第定律（3） 1.定律内容：再电极界面上析出的物质的物质的量与通入的电荷量成正比。若将几个电极串联起来（通过电量相同）且所选取的基本单位也相同，那么析出的物质的物质的量也相同。 2.计算公式： Q=nZF 其中F为常量，数值等于96500 C/mol 3.基本粒子的选取：注意法拉第定律中的物质的量和摩尔质量都是指基本单元的物质的量和摩尔质量。我们规定用带电量为元电荷的粒子作为基本单元，例如H+和 2 4 2 1 SO 都可以做为基本单元。二：离子的电迁移1.离子淌度：

我们定义离子的迁移速率与两极间的电势差和极间距的商的乘积成正比，公式为u=U(dE/dl)。其中U 为离子迁移速率。(dE/dl)称为电势梯度。我们可以用离子淌度表示离子的流动性。 2. 离子迁移数：我们定义一段时间内某离子通过产生的电量与总电量的比值叫做离子迁移数。公式为t’=Q’/Q 此外还要知道两件事：（1） Q 总=Q 正+Q 负（2） t 正+t 负=1 第二节电导和电导率一：基本概念 1. 电导：电阻的倒数成为电导，表示通电能力强弱（溶液的电导是各离子电导的和） 2. 电导率：电阻率的倒数成为电导率，表示对电流阻碍能力大小（电导率也可理解为单位长度单位面积的导体的电导） 3. 摩尔电导率：我们为了消除浓度对电导率的影响引入了摩尔电导率，摩尔电导率就是电导率除以物质的浓度他的单位是二：浓度对电导率的影响：通过大量的实验证明，当浓度足够小的时候，电导率随浓度时呈线性变化的，变化规律为 m m (1β∞=-ΛΛ。所以我们可以令c 近 C V m m κκ= =Λ1231 mol m S m mol m S ---??=??

电导法测弱电解质的解离平衡常数

新乡医学院物理化学实验课教案首页授课教师姓名职称：新乡医学院化学教研室年月日

电导法测弱电解质的解离平衡常数一、实验目的 1.溶液电导的基本概念，掌握电导测定的实验方法。 2.基本掌握DDS-307型电导率仪的使用。 3.测定醋酸溶液的解离平衡常数。 4.测定难溶盐的溶解度。二、实验原理电解质溶液的导电能力的大小，等于它的电阻的倒数R 1，电导以L 表示，则R L 1= 则 A l R ?=ρ，所以：l A l A L ?=?=κρ1 式中κ称为比电导(或电导率)，其单位为S·m -1，其值为电阻率的倒数。则 A l L ?=κ 式中的A l 对于一定的电导电极而言是一个常数，A 为极板面积，l 为极间距J A l =，J 称为电导池常数，电导池常数可通过测定已知比电导的电解质溶液(如氯化钾标准溶液)来确定。电解质溶液的电导，可以通过平衡电桥法进行测定，但目前多采用电导仪。DOS-IIA(或D)型电导率仪可以直接测出溶液的比电导。电解质溶液的电导是随着溶液浓度的改变而改变的，当溶液中含有1摩尔溶质时的电导称为摩尔电导率以Λm 表示 κ?=Λ-c m 310式中c 为摩尔浓度，Λm 的单位为S·m -1·mol -1根据电离学说，弱电解质的解离α随着溶液的稀释而增大，当溶液无限稀释时，弱电解质全部电离α→1在一定温度下，溶液的摩尔电导与离子的真实浓度呈正比，因而也与α呈正比，所以0ΛΛ= α(Λ0 为无限稀释的摩尔电导)。如醋酸： HAc + H 2O H 3O + + Ac - 平衡浓度： c(1-α) cα cα 则 a ca K a -=12 因此由实验测得醋酸溶液的摩尔电导，就可以求得它的解离常数。一般难溶盐类在水中的溶解度很小，其饱和溶液浓度很难用普通滴定法测定，但可用

交流电桥法测电解质溶液的电导

数据处理： C HAc =0.1221mol*L -1 K cell =κKCl /G KCl =103.3039m -1 α=Λm /Λm ∞ Λm ∞(HAc ，25℃)=390.71E-4 S*m 2*mol -1 Kc=α2c/(1-α)=Λm 2C/(Λm ∞(Λm ∞-Λm )) Kc=1.8061E-05 理论Kc=1.75E-5 相对误差Er=3.21％思考题： 1. 为什么要测定电导常数？如果电导池二极间的距离刚好为1cm3，则不必测电导池常数，但这样的电导池制作是十分困难的。测这类仪器常数，是实验通常用来从已知量测未知量的有效手段。电导常数不能通过其定义L/A 计算(精度太低)，要用已知浓度和电导率的KCl 溶液，通过实验求算。 2. 弱电解质的无限稀摩尔电导率如何求得？弱电解质溶液稀释至0.005mol*dm -3时，摩尔电导率Λm 与 C 1/2仍然不成直线关系。并且极稀得溶液中，浓度稍微改变一点，Λm 的值可能变动很大，即实验上的少许误差对外推求得Λm ∞的值影响很大。用实验所得数据Λm 与C 1/2关系的图，是一条曲线，Λm 与 C 1/2没有直线关系，不能用外推法求Λm ∞。弱电解质的无限稀摩尔电导率可以用Kohlrausch 的离子独立移动定律通过强电解质的Λm ∞求得。实验讨论： 1. 电导受温度影响较大，温度偏高时其摩尔电导偏高，温度每升高1度，电导平均增加1.92%，即G t =G 298K [1+0.013(t-25)]。实验中，更换溶液后电导池中的电介质变了，相应的电容也会有所变化；在每次测定时，都需要重新调节平衡。 2. 电导池常数（K cell ）未测准，则导致被测物的电导率(κ)偏离文献值。溶液电导一经测定，则κ正比于K cell 。即电导池常数测值偏大，则算得的溶液的电离度、电离常数都偏大。电导水电导大，测量时相对误差也就越大。示波器对于电阻较大（如电导水）的溶液，受干扰波的影响较大，影响测定。 3. 如果电桥的电路对地没有漏电，电桥各部分之间也不漏电，并且电桥各支线间没有互感，则平衡时，对臂电抗（阻抗、容抗、感抗）复数乘积相等，由于交流电阻采用双线并绕的无感电阻箱，所以平衡条件就成为：1/(1/R 3+j ωC 3)*R2=1/(1/R x +j ωC x )*R 1 当二电阻箱电阻R 1=R 2时误差最小，可以解得Rx=R 3，Cx=C ，也就是说，精确测量时应在与电容相邻的R3上并联一个与最导池的电容相等的电容C ，达成邻臂电抗的相位角相等。 4. 测电导就是测量电阻的倒数，在测量电解质溶液的电阻时必须用一定频率的交流电，是为了使溶液不至于（趋直流）电解、极化，高频交流电则趋于短路，所用电极也必须是隋性的（光铂电极、铂黑电极），不与溶液发生化学反应。 5. 对于电阻大的溶液，宜用面积大、距离近的电导电极，即电导池常数小的，因为电阻大的溶液电导测值G 小，而G=κ/K cell ，选择K cell 小的，测读的G 值相对大，误差自然减小。镀铂黑使电极比表面积大，易吸附稀溶液电解质离子，导致溶液浓度改变大，引起测量误差增大，此时宁可用K cell 值虽比铂黑电极大但吸附较少的光铂电极。所以，铂黑电极还是在测量中等电导的溶液时使用。KCl 溶液电阻相对而言大，可用K cell 大的电极。 6. 利用阴极发射X 射线的示波管，当纵偏（Y 方向）板加可变电压u y ，横偏板加锯齿波（正比于时间）电压时，得到正弦波，只有当被观察波频率等于锯齿波频率整数倍的时候，扫描的波形才会稳定。换言之，当周期Tx=2Ty(或fy=2fx)时，得2个正弦波。 7. Kc=1.8061E-05 理论Kc=1.75E-5，实验值偏高的原因可能是通电时间较长，溶液的温度有所上升，溶液电导变大，由Kc=Λm 2C/(Λm ∞(Λm ∞-Λm ))求出的电离平衡常数偏大；或计算式中的HAc 浓度应该用活度，用浓度代替活度计算导致结果偏大等。 8. 纯水的电导率：即使在纯水中也存在着H +和OH -两种离子，水仍是一种很弱的电解质，它存在如下的电离平衡： H 2O←→H ++OH 或2H 2O←→H 3+O+OH - ,其平衡常数：K W =[H +]*[OH -]=10-14,式中K W 称为水的离子积[H +]2=[OH -]2=10-14 [H +]=[OH -]=10-7 Λm ∞(H2O)= Λm ∞(H +)+Λm ∞(OH -)=349.82+198.0=5.4782E4 S*m 2*mol -1 已知水的密度d(25℃,H 2O)=0.9970781g*cm -3 故原有假设为1的水离子浓度只能达到0.99707。实际上是仅0.99707份额的水离解成0.99707E-7的[H +]和[OH -]，那么离解后的[H +]和[OH -]电导率的总和κH2O 用下式求出： κH2O =(C M /1000)* Λm ∞(H2O)=(0.99707E-7/1000)*5.4782E4=5.4622E-6 S*m -1 ρH2O =1/κH2O =0.183M Ω*m 普通蒸馏水的电导率是1.0E-3S*m -1，重蒸馏水(蒸馏水经用KMnO4和KOH 溶液处理以除去CO2及有机杂质，然后在石英器皿中重新蒸馏1~2次)和去离子水的电导率可以小于1.0E-4S*m -1以下，理论计算纯水的电导率是5.4622E-6 S*m -1。 Λm C 1/2